Prvky 16. skupiny s výjimkou kyslíku

prvky 16. skupiny s výjimkou kyslíku

• prvky 16. skupiny s výjimkou kyslíku

• „rudotvorné“

• obecná elektronová konfigurace ns2 np4

• kyslík se od ostatních prvků odlišuje neschopností excitovat elektrony (není 2d)

se vzrůstajícím protonovým číslem klesá elektronegativita

• se vzrůstajícím protonovým číslem klesá elektronegativita

• chemické vlastnosti polonia odpovídají jeho relativně nízké elektronegativitě

• S, Se a Te vykazují značnou chemickou podobnost

• s kyslíkem vytvářejí SO2, SeO2, TeO2
• s fluorem vytvářejí SF6, SeF6, TeF6
• s chlorem tvoří SCl4, SeCl4, TeCl4

s rostoucím protonovým číslem roste stabilita nižších oxidačních čísel

• s rostoucím protonovým číslem roste stabilita nižších oxidačních čísel

• S, Se, Te díky relativně vysoké elektronegativitě mohou mít oxidační číslo –II

• tvoří příslušné sulfidy, selenidy a telluridy
• analogické oxidům

žlutá krystalická látka

• žlutá krystalická látka

• vyskytuje se v přírodě v menší míře volná nebo ve formě sloučenin (zejména sulfidy kovů)

• tvoří molekuly S8

• základ krystalických
• struktur

• hoří modrým plamenem

kosočtverečná – nejstálejší

• kosočtverečná – nejstálejší

• jednoklonná – pomalu přechází na kosočtverečnou

• plastická

• sirný květ – resublimovaná síra

v plynném skupenství se vyskytují molekuly S8, S6, S4, S2

• v plynném skupenství se vyskytují molekuly S8, S6, S4, S2

• => silná tendence vytvářet vazbu S-S

• Výroba

• vytlačování přehřátou vodní párou
• povrchová ložiska
• ze zemního plynu
• (obsahuje H2S)
• 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

Využití

• Využití

• vulkanizace kaučuku
• výroba oxidu siřičitého
• výroba kyseliny sírové
• výroba sirouhlíku (umělé hedvábí)
• fungicid

hydridy

• hydridy

• obecně H2Sx
• nejdůležitější H2S
• sulfan (sirovodík)
• toxický plyn nepříjemného zápachu
• vyskytuje se v sopečných plynech a některých minerálních vodách
• ve vodě se chová jako slabá dvousytná kyselina
• příprava reakcí sulfidu se silnými kyselinami
• Na2S + HCl → 2 NaCl + H2S

sulfidy

• sulfidy

• soli kyseliny sirovodíkové
• příprava
• přímou syntézou prvků
• Zn + S → ZnS
• srážením sulfanem
• CuCl2 + H2S → CuS + 2 HCl
• reakcí hydroxidů se sulfanem
• 2 NaOH + H2S → Na2S + 2 H2O

rozpustné ve vodě jsou sulfidy kovů alkalických zemin a alkalických kovů

• rozpustné ve vodě jsou sulfidy kovů alkalických zemin a alkalických kovů
• díky hydrolýze reagují zásaditě
• sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a zpravidla barevné
• pražením sulfidy přecházejí na oxidy
• 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2
• polysulfidy
• obsahují větší množství atomů síry (až 6) v aniontu
• nejznámější je pyrit FeS2 (disulfid železnatý)

halogenidy

• halogenidy

• nejstálejší jsou fluoridy síry, nejméně stálé jsou jodidy

oxidy

• oxidy

• S2O
• značně nestálý, není anhydridem kyseliny
• SO2
• vzniká spalováním síry nebo pražením sulfidů
• S + O2 → SO2
• 4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2
• jedovatý plyn, snadno zkapalnitelný (-10 °C)
• připravuje se reakcí siřičitanů se silnou kyselinou
• Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2

má především redukční účinky

• má především redukční účinky
• ochotně se oxiduje na SVI
• 5 SO2 + 2 MnO4- + 6 H2O → 2 Mn2+ + 5 SO42- + 4 H3O+
• působením silných redukčních činidel za tepla se redukuje na síru
• SO2 + C → S + 2 CO
• SO2 + 2 H2 → 2 H2O + S
• je anhydridem kyseliny siřičité
• SO2 + H2O → H2SO3
• s hydroxidy reaguje za vzniku siřičitanů

význam SO2

• význam SO2
• bělící činidlo
• desinfekce, konzervace
• výroba H2SO4 a siřičitanů
• kapalný jako nevodné rozpouštědlo
• způsobuje kyselé deště

SO3

• SO3
• v malé míře vzniká při spalování síry
• vzniká oxidací oxidu siřičitého za přítomnosti katalyzátoru (V2O5, Pt)
• 2 SO2 + O2 → 2 SO3
• pevná, snadno těkající látka, v pevném stavu polymeruje
• anhydrid kyseliny sírové
• velmi silné dehydratační
• účinky

Oxokyseliny

• Oxokyseliny

• velké množství díky schopnosti síry vytvářet stálé vazby a S-S, S-H

kyselina siřičitá

• kyselina siřičitá
• pouze ve zředěných roztocích, nestálá (snadno se rozkládá na SO2 a H2O)
• Na2SO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + SO2
• stálejší jsou její soli
• slabá dvousytná kyselina
• bělící účinky
• má (i její soli) redukční účinky, podobně jako SO2
• Cr2O72- + 3 SO32- + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 SO42- + 4 H2O

kyselina sírová

• kyselina sírová
• nejstálejší kyseliny síry
• výroba
• výroba SO2 (spalování síry, pražení pyritu, oxidace H2S)
• S + O2 → SO2
• oxidace SO2 na SO3
• nitrosní způsob (komorový)
• 2 SO2 + 3 NO2 + H2O → 2 ONO-SO2-OH + NO
• 2 HO-SO2-ONO + H2O → 2 H2SO4 + NO + NO2
• hydrogensíran nitrosylu

kontaktní způsob (věžový)

• kontaktní způsob (věžový)
• 2 SO2 + O2 → 2 SO3
• v dalším kroku se mísí SO3 s kyselinou sírovou za vzniku „olea“
• - roztok SO3 v H2SO4
• - dýmavá kyselina sírová
• - směs kyselin disírové, trisírové a tetrasírové
• koncentrovaná 98,3 %
• zředěná (10 – 20 %) rozpouští většinu neušlechtilých kovů za vzniku H2
• koncentrovaná pasivuje některé kovy – Fe, Pb

koncentrovaná za horka má oxidační účinky

• koncentrovaná za horka má oxidační účinky
• Hg + 2 H2SO4 → HgSO4 + SO2 + H2O
• silné dehydratační účinky
• sírany jsou většinou dobře rozpustné ve vodě
• málo rozpustné jsou sírany kovů alkalických zemin, olova, stříbra
• sírany přechodných kovů tvoří zpravidla hydráty
• skalice – modrá CuSO4 . 5H2O
• - zelená FeSO4 . 7H2O
• - bílá ZnSO4 . 7H2O
• kamence – podvojné sírany MIMIII(SO4)2 . 12H2O

kyselina thiosírová

• kyselina thiosírová
• nestálá, její soli jsou však již stálé
• v kyselém prostředí se rozkládá
• S2O32- + 2H+ → H2O + S + SO2
• připravuje se reakcí oxidu sírového se sulfanem
• H2S + SO3 → H2S2O3
• použití
• fotografie (v ustalovačích)
• analytická chemie

kyselina peroxosírová, peroxodisírová

• kyselina peroxosírová, peroxodisírová
• velmi silné oxidační účinky
• silnější oxidační činidlo než manganistan
• 5 S2O82- + 2 Mn2+ + 8 H2O → 2 MnO4- + 10 SO42- + 16 H+
• příprava reakcí kyseliny sírové s peroxidem vodíku
• H2SO4 + H2O2 → H2SO5 + H2O

charakteristika, výskyt

• charakteristika, výskyt

• Selen
• vyskytuje se pouze v malé míře, zpravidla doprovází síru v sulfidických rudách, zejména FeS
• červený selen – Se8, stálejší
• šedý selen („kovový“)
• Tellur
• jeho zastoupení je nižší než u selenu, rovněž doprovází síru a selen
• má kovovou strukturu

Polonium

• Polonium
• radioaktivní kov
• izolováno ze smolince
• jeho izotopy jsou klasické α-zářiče

Sloučeniny s vodíkem a halogeny

• Sloučeniny s vodíkem a halogeny

• H2Se – selan
• připravuje se hydrolýzou selenidů
• toxický, nestálý plyn výrazného zápachu, rozkládá se vzdušnou vlhkostí
• H2Te – tellan
• analogický selanu, zapáchá po česneku
• rozkládá se velmi rychle
• selen ani tellur netvoří sloučeniny obdobné polysulfanům, díky malé stálosti vazby Se-Se a Te-Te

tvoří halogenidy v oxidačním čísle IV a II, jodidy pouze u telluru a polonia

• tvoří halogenidy v oxidačním čísle IV a II, jodidy pouze u telluru a polonia
• většinou pevné stálé látky
• jejich stálost vzrůstá s nárůstem elektropozitivního charakteru – od selenu k poloniu

Sloučeniny s kyslíkem

• Sloučeniny s kyslíkem

• XO2
• pevné látky
• SeO2 s vodou reaguje za vzniku kyseliny seleničité
• TeO2 je ve vodě prakticky nerozpustný, má amfoterní charakter
• rozpustný v alkalických hydroxidech za vzniku telluričitanů i v silných minerálních kyselinách
• PoO2 je bazický
• XO3 tvoří pouze Se a Te, jsou anhydridy příslušných kyselin (SeO3, TeO3)

Selen tvoří kyseliny H2SeO3 a H2SeO4

• Selen tvoří kyseliny H2SeO3 a H2SeO4
• příprava vychází z příslušných oxidů
• kyselina selenová má silné oxidační účinky, redukuje se na k. seleničitou, případně až na selen
• dokáže rozpouštět zlato a platinu
• Au + H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + H2SeO3 + H2O
• Tellur tvoří kyselinu H6TeO6
• slabá dvousytná kyselina